Problème 2

Un échantillon de 2,3793 g d'un hydrate cristallin

\ce{M_xA_y . z H2O}

(M étant un métal) réagit avec un excès de

\ce{SOCl2}

. Les gaz formés sont absorbés dans une solution de chlorure de baryum, d'acide chlorhydrique et de peroxyde d'hydrogène (des traces entraînées de

\ce{SOCl2}

ayant été piégées à froid). Le précipité déposé pèse 14,004 g et contient 13,74 % en masse de soufre. Par ailleurs, 1,1896 g de l'hydrate dissous dans 100 cm

^3

d'eau ; un cinquième de cette solution consomme 10 cm

^3

d'une solution de

\ce{AgNO3}

0,2 M (donnant 0,28664 g de précipité). (a) Calculer la formule de l'hydrate cristallin. (b) Sachant que l'hydrate contient au maximum 7 moles d'eau par mole d'hydrate, citer un autre hydrate hypothétique écarté par cette limite.

Étape 2 sur 4 : Identification de l'halogénure

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n(\ce{Ag+}) = 0.2 \times 0.010 = 0.0020\ \text{mol}; \quad M(\ce{AgA}) = \dfrac{0.28664}{0.0020} = 143.32\ \text{g mol}^{-1} \Rightarrow \ce{A} = \ce{Cl^-}

Analyse

Précipiter 0,0020 mol donne une masse molaire de 143,32 g mol $^{-1}$ , ce qui correspond au chlorure d'argent ( $107{,}87 + 35{,}45 = 143{,}32$ ). L'aliquote de 1/5 (0,23792 g) contient 0,002 mol de $\ce{Cl^-}$ , donc 2,3793 g en contiennent 0,0200 mol.